2) Efecto de la Temperatura en un Sistema en Equilibrio
Como se dijo al inicio del Tema, La Constante de Equilibrio Ke, es específica para cada Reacción a una Temperatura determinada, es decir, que si hay un cambio en la Temperatura del Sistema, tendrá un efecto directo sobre la Constante de equilibrio.
El efecto que tenga la Temperatura sobre un Sistema en equilibrio, dependerá si el Proceso es Endotérmico o Exotérmico.
En el estudio de las Velocidades de reacción pudimos entender que cuando un Proceso es endotérmico (absorbe calor), el suministro de calor lo va a favorecer, es decir aumenta su Velocidad de Reacción. Por el contrario, si el Proceso es Exotérmico (libera calor), un aumento de Temperatura lo perjudica, es decir, disminuirá su velocidad de Reacción.
En las Reacciones reversibles, se presentan ambos casos: Si la Reacción directa es Endotérmica, obligatoriamente la Reacción inversa será exotérmica, y viceversa.
Cuando decimos que un Proceso reversible es Endotérmico, nos estaremos refiriendo al proceso Directo: La formación de los Productos. En este caso, se sobreentiende que la Reacción inversa será exotérmica.
Por ejemplo: 2 Cl2 (g) + H2O (g) + 27 Kcal ⇄ 4 HCl (g) + O2 (g)
Es un Proceso Endotérmico, porque la Reacción directa es endotérmica
Cuando decimos que un Proceso reversible es Exotérmico, nos estaremos refiriendo al proceso Directo: La formación de los Productos. En este caso, se sobreentiende que la Reacción inversa será endotérmica.
Veamos la siguiente Reacción: 2 H2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 H2O (g) + 65,3 Kcal
Es un Proceso Exotérmico, porque la Reacción directa es exotérmica
Si analizamos la Reacción reversible, tenemos dos situaciones:
1 ) La Reacción Directa: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) + 65,3 Kcal
La cual se trata de la formación de los Productos y observamos que se están produciendo + 65,3 Kcal, El signo + en los Productos, me indica que se están liberando esa cantidad de calor, entonces la Reacción Directa es Exotérmica.
Pero también tenemos:
2 ) La Reacción Inversa: 2 H2O (g) + 65,3 Kcal → 2 H2 (g) + O2 (g)
La cual se trata de la regeneración de los Reactivos y observamos que se están consumiendo + 65,3 Kcal, El signo + en el lado de los Reactivos me indica que se requieren esa cantidad de calor, entonces la Reacción Inversa es Endotérmica.
Entonces...
¿Qué efecto tendrá una perturbación en la Temperatura
sobre un sistema en equilibrio?
Un Cambio en la temperatura del Sistema, produce una alteración en la Constante de equilibrio: Si es un aumento de temperatura, se verá favorecida aquella reacción que absorbe calor, es decir el proceso endotérmico. En el caso que sea una disminución de Temperatura, se verá favorecido el Proceso exotérmico, es decir aquella Reacción que libere calor.
Ejercicio 1:
Si tenemos la siguiente reacción: 2 Cl2 (g) + H2O (g) + 27 Kcal ⇄ 4 HCl (g) + O2 (g)
Diga ¿Qué sucedería si aumentamos la Temperatura del Sistema?
Análisis: Observamos que la Reacción directa es endotérmica (Porque hay un requerimiento de calor en los reactivos), entonces se trata de un Proceso endotérmico.
El Proceso reaccionará con una Respuesta que contrarreste ésta acción:
Entonces, El equilibrio se desplazará reaccionando químicamente en el sentido de la reacción que absorba la energía térmica adicional suministrada, es decir: el aumento de Temperatura favorecerá al Proceso endotérmico, por lo tanto se favorece la reacción directa para consumir parte de esa "energía extra", en la combinación del Cl2 con el H2O, dando como resultado mayor Producción de los Productos: HCl y O2
Nota: Si disminuímos la Temperatura, sucederá todo lo contrario.
Ejercicio 2:
Si tenemos la siguiente reacción: I2 (g) + H2 (g) ⇄ 2 HI (g) + 3 Kcal
Diga ¿Qué sucedería si aumentamos la Temperatura del Sistema?
Análisis: Observamos que la Reacción directa es exotérmica (Porque hay un desprendimiento de calor en los Productos), entonces se trata de un Proceso exotérmico.
El Proceso reaccionará con una Respuesta que contrarreste ésta acción:
Entonces, El equilibrio se desplazará reaccionando químicamente en el sentido de la reacción que absorba la energía térmica adicional suministrada, es decir: el aumento de Temperatura favorecerá al Proceso endotérmico, en éste caso se favorece la reacción Inversa para consumir parte de esa "energía extra", en la descomposición del HI, dando como resultado mayor Producción de los Reactivos: I2 y H2
Nota: Si disminuímos la Temperatura, sucederá todo lo contrario.
3) Efecto de la Presión en un Sistema en Equilibrio
La variación de Presión en un Sistema en equilibrio, sólo tiene efectos importantes cuando se trata de sustancias en estado gaseoso, puesto que los gases son muy compresibles, a diferencia de los líquidos ( incompresibles ) y los sólidos (poco compresibles). Entonces para un sistema gaseoso al cambiar la Presión, se cambia también el volumen.
Cuando se varía la Presión sobre un Sistema en equilibrio, se tienen 2 casos:
Efecto de un aumento de Presión↑ en un Sistema en Equilibrio
Al aumentar la Presión en un Sistema en equilibrio, el Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción: El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay menor número de moles o menor número de volúmenes molares, es decir, se favorece la Reacción que produce el menor número de moles o volúmenes.
Se tiene la siguiente Reacción en equilibrio:
CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g)
Para analizar el efecto de la Presión en un Sistema en equilibrio nos basaremos en sus volúmenes molares o número de moles. En esta reacción tenemos:
Reacción directa:
Volúmenes o moles de los Reactivos:
1 Volumen (o 1 mol) de CO (g)
2 Volúmenes (o 2moles) de H2 (g)
Total: 3 Volúmenes o 3 moles
Reacción Inversa:
Volúmenes o moles de los Productos:
1 Volumen (o 1 mol) de CH3OH (g)
Total: 1 Volúmen o 1 mol
Un aumento en la Presión de éste Sistema:
CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g)
3 volúmenes 1 volumen
Si hacemos la similitud con una balanza, al aumentar la Presión, ocurriría lo siguiente:
El Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción: El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay menos número de moles o menor número de volúmenes molares, es decir, se favorece la Reacción que produce el menor número de moles o volúmenes, que en éste caso será la Reacción Directa donde hay 1 mol, y se restablece el equilibrio:
Efecto de una disminución de Presión↓ en un Sistema en Equilibrio
Al disminuir la Presión en un Sistema en equilibrio, el Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción: El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay mayor número de moles o menor número de volúmenes molares, es decir, se favorece la Reacción que produce el mayor número de moles o volúmenes.
Una disminución en la Presión de éste Sistema:
CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g)
3 volúmenes 1 volumen
Si hacemos la similitud con una balanza, al aumentar la Presión, ocurriría lo siguiente:
El Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción: El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay mayor número de moles o menor número de volúmenes molares, es decir, se favorece la Reacción que produce el mayor número de moles o volúmenes, que en éste caso será la Reacción Inversa donde hay 3 moles, y se restablece el equilibrio:
En el caso que se tenga igualdad de moles a ambos lados de la Reacción:
I2 (g) + H2 (g) ⇄ 2 HI (g)
2 volúmenes 2 volúmenes
El aumento↑ o disminución↓ de Presión implica un efecto idéntico en ambos lados del Equilibrio. Esto favorecerá por igual a la reacción Directa y a la Inversa, por lo tanto el equilibrio no se verá afectado.
4) Efecto de un Catalizador en un Sistema en Equilibrio
Un Catalizador acelera o retarda ambas reacciones (la Directa y la Inversa) en igualdad de condiciones, por lo tanto no afecta la posición de equilibrio de un Sistema reaccionante.
Ejercicio de aplicación de los Factores que afectan el Equilibrio Químico
I) En la siguiente Reacción: N2O4 (g) + 14 Kcal ⇄ 2 NO2 (g) la cual ocurre a una Temperatura de 65 °C, explique los efectos que producirían sobre el sistema las siguientes perturbaciones:
1) Disminución de la Temperatura
2) Introducción de cierta cantidad de Dióxido de Nitrógeno
3) Introducción de cierta cantidad de Tetraóxido de diNitrógeno
4) Disminución de la Presión del Sistema
5) Si al Sistema se le agrega un Catalizador.
Para resolver éstos Problemas debemos analizar la Reacción en equilibrio y aplicar el Principio de Le-Chatelier en cada una de las perturbaciones o factores que lo afectan.
1) Disminución de la Temperatura
Veamos la Reacción: N2O4 (g) + 14 Kcal ⇄ 2 NO2 (g) T = 65 °C
Análisis: Observamos que la Reacción directa es endotérmica porque hay un requerimiento de calor ( + 14 Kcal ) en los reactivos, entonces se trata de un Proceso endotérmico.
Si se disminuye la Temperatura, se verá favorecido el Proceso exotérmico, es decir la reacción inversa, entonces, el Sistema reaccionará consumiendo más rápidamente al NO2 y producir ese "déficit" de energía hasta restablecer el equilibrio.
2) Introducción de cierta cantidad de Dióxido de Nitrógeno
Análisis: Observamos que el Dióxido de Nitrógeno (NO2) es un Producto de la Reacción. Al aumentar la cantidad de un Producto, la balanza se inclinaría hacia la derecha cierto?
Entonces, el sistema tiende a restablecer el Equilibrio consumiendo éste excedente, por lo tanto el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para favorecer a la reacción inversa y así consumir el exceso de NO2 introducido en el Sistema. De ésta manera aumenta la producción de N2O4
3) Introducción de cierta cantidad de Tetraóxido de diNitrógeno
Análisis: Observamos que el Tetraóxido de diNitrógeno (N2O4) es el Reactivo de la Reacción. Al aumentar la cantidad de un Reactivo, la balanza se inclinaría hacia la izquierda cierto?
Entonces, el sistema tiende a restablecer el Equilibrio consumiendo éste excedente, por lo tanto el equilibrio se desplaza hacia la derecha para favorecer a la reacción directa y así consumir el exceso de N2O4 introducido en el Sistema. De ésta manera aumenta la producción de NO2
4) Disminución de la Presión del Sistema
Análisis: Para analizar el efecto de la Presión en un Sistema en equilibrio nos basaremos en sus volúmenes molares o número de moles. En esta reacción tenemos:
N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g)
Reacción directa:
Volúmenes o moles de los Reactivos:
1 mol de N2O4
Reacción Inversa:
Volúmenes o moles de los Productos:
2 moles de NO2
Al disminuir la Presión en un Sistema en equilibrio, el Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción: El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay mayor número de moles o menor número de volúmenes molares
En éste caso, el equilibrio se desplazará hacia la derecha donde hay mayor número de moles: 2 moles, es decir, se favorece la reacción directa produciendo más NO2 para restablecer el equilibrio.
5) Si al Sistema se le agrega un Catalizador.
La presencia de un catalizador disminuirá la energía de activación tanto de la reacción directa como de la reacción inversa, por lo tanto acelera ambas reacciones, en consecuencia el catalizador no tiene efecto sobre el equilibrio químico.
II) Para la reacción: CO (g) + H2O (g) ⇄ CO2 (g) + H2 (g) a T = 986 °C
El cociente de Concentración ( Q ) es 1,12.
La Constante de Equilibrio Ke para esa Reacción a T = 986 °C tiene un valor de Ke = 0,628.
Indicar si la Reacción está en equilibrio. De no ser así, ¿Cuál reacción se favorece?
Análisis: La constante de Equilibrio Ke es resultado que se obtiene del cociente de las concentraciones en Equilibrio
Esto significa que en el equilibrio, el valor de Ke debe ser igual al cociente de las concentraciones Q. De no ser así, se tienen dos posibilidades:
Si Q < Ke: Este caso se presenta cuando el producto de las concentraciones del denominador es mayor que el correspondiente al del numerador, esto indica que hay mayor cantidad de sustancias en el lado de los Reactivos, y según el Principio de Le-Chatelier, para que el equilibrio se restablezca es necesario que se consuman esas sustancias, por lo tanto se favorece la Reacción Directa.
Si Q > Ke: Este caso se presenta cuando el producto de las concentraciones del numerador es mayor que el correspondiente al del denominador, esto indica que hay mayor cantidad de sustancias en el lado de los Productos, y según el Principio de Le-Chatelier, para que el equilibrio se restablezca es necesario que se consuman esas sustancias, por lo tanto se favorece la Reacción Inversa.
Por supuesto, Si Q > Ke: En esta situación, el sistema está en equilibrio dinámico y ambas reacciones poseen igual rapidez de reacción
Comparamos Q y Ke
Q = 1,12.
Ke = 0,628.
Q > Ke
Respuesta: El cociente de concentraciones Q es mayor que el Valor de Ke, esto significa que la reacción no está en equilibrio porque hay mayor cantidad de sustancias en el lado de los Productos, y según el Principio de Le-Chatelier, para que el equilibrio se restablezca es necesario que se consuman esas sustancias, por lo tanto se favorece la Reacción Inversa.
Fin.
Hemos concluído todo el Contenido!!!
¿ Cómo vamos a evaluar éste Tema?
Lo haremos mediante 2 Actividades:
ACTIVIDAD 6: Elaboración de un afiche con un Mapa mixto sobre el equilibrio Químico, el cual debe ser entregado como fecha tope el viernes 12 de junio, vía correo electrónico.(Valor = 10%). Esta Actividad es individual.
Les sugiero el uso de una Aplicación llamada Keynote con la que pueden Elaborar Mapas Mixtos geniales, ya que el formato les permite jugar con diversas herramientas.
Por el Chat de Química les voy a pasar un trabajo que recibí con ésta aplicación y verán de qué se trata. De todas formas, es una sugerencia, ustedes pueden utilizar cualquier otro formato.
Puntos a desarrollar en el Mapa Mixto:
Equilibrio Químico: ¿Qué es? / Características / Aplicaciones e importancia Industrial / Clases de equilibrio químico: Homogéneos y heterogéneos; También Equilibrio Molecular y equilibrio Iónico.
Reacciones Reversibles: ¿Qué son? / Características / Reacciones directa e Inversa.
Constante de Equilibrio Ke: ¿Qué es? / Expresión de la constante para una Ecuación genérica / Significado de Ke cuando Ke = 1; Ke<1 y Ke>1
Principio de Le-Chatelier: Enunciado, análisis y Aplicaciones Tecnológicas: Explique ¿En qué consiste la Síntesis del Amoníaco por el Proceso de Haber :N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3(g) + 92,38 Kcal ( según los beneficios de la aplicación Industrial de éste Principio)
Factores que afectan el Equilibrio: Concentración de las sustancias; Temperatura, Presión y Catalizador (Explicarlos y poner 1 ejemplo de cada uno)
Como pueden darse cuneta, necesitan que el Mapa sea grande y les permita desarrollar todos los puntos, por eso les sugiero el Keynote
ACTIVIDAD 7: Guía de Ejercicios con un valor del 15%. Pueden trabajar en pareja o en equipos de 3 personas como máximo. Debe ser entregada como fecha tope el viernes 12 de junio, vía correo electrónico.
Esta guía se las entrego el próximo lunes 5 de mayo....
Llegar a éste punto merece un aplauso!!!
Los felicito por todo el esfuerzo que están realizando en este año escolar donde han trabajado muy duro, demostrando todas sus capacidades y ganas de aprender con compromiso y responsabilidad! Ya falta muy poco para terminar exitosamente nuestro tercer lapso, y eso merece un reconocimiento muy especial... Estamos juntos en ésta batalla, así que no desmayen... falta muy poquito para terminar el año escolar y quiero que lo hagan por todo lo alto, así que traten de hacer últimas evaluaciones excelentes.. ok?!!
Un abrazo... y hasta el lunes Dios mediante!
No hay comentarios.:
Publicar un comentario